第二节弱电解质的电离盐类的水解导学案

第二节弱电解质的电离 盐类的水解导学案韩雪婷 吴治进第一课时 预习案 【学习目标】 1、掌握弱电解质在水溶液中存在的电离平衡。2、会计算弱电解质的电离度。【重点难点】 弱电解质的电离平衡原理【预习点】1 电离平衡常数 （1）电离平衡是水溶液中的一种重要的_。在一定条件下达到_时，弱电解质电离形成的各种_的浓度的_与溶液中未电离的_的浓度之比是一个常数，这个常数称为电离平衡常数，简称电离常数。电离常数服从化学平衡常数的一般规律，它受_影响，与溶液的_无关。温度一定时，弱电解质具有确定的_。电离常数表征了弱电解质的_能力，根据相同温度下电离常数的大小，可以判断弱电解质电离能力的_。 （2）弱酸在水中的电离常数通常用Ka表示。例如：CH3COOHH+CH3COO- 弱酸的电离常数越_，达到电离平衡时电离出的_越多，酸性越_；反之，酸性越_。例如，氢氟酸、醋酸、氢氰酸(HCN)在室温下的电离常数分别为： Ka(HF)6.810-4 molL-1 Ka (CH3COOH)=1.710-5 molL-1 Ka (HCN)6.210-10 molL-1 Ka的数值表明，这三种酸的酸性由弱到强的顺序是：_。 （3）多元酸的电离是_进行的，每一步电离都有各自的_，通常用Ka1，K a2，来表示。例如： H3PO4 H2PO4-H+ Ka1=7.110-3 molL-1 H2PO4- HPO42-H+ Ka2=6.210-8 molL-1 HPO42- PO43-H+ Ka1=4.510-13 molL-1 多元弱酸的各级电离常数逐级_且一般相差_，所以其水溶液中的H+主要由_步电离产生的。 对于弱碱来说，也有类似弱酸的规律。弱酸在水中的电离常数通常用_表示。例如：NH3H2O NH4+OH- 室温下Kb(NH3H2O)=1.7010-5 molL-1【预习点】2 电离度 弱电解质在水中的电离达到平衡状态时，已电离的溶质的分子数占原有溶质分子总数（包括已电离的和未电离的）的百分率，称为电离度，通常用表示。 电离度是衡量离程度的物理量，电离度越大，表明电离程序越大，相反则反之。电离平衡移动，电离度也移动。平衡向电离方向移动，电离度增大；平衡向逆向移动，电离度减小。 探究案1醋酸，碳酸和硼酸298K时的电离常数分别是1.7510-5，4.410-7(第一步电离)和5.810-10，由此可知，醋酸，碳酸和硼酸的酸性 【当堂检测】1、下列关于弱电解质的电离常数的叙述中，正确的是（ ） A弱电解质的电离常数就是电解质加入水后电离出的各种离子的浓度的乘积与未电离的分子的浓度的比值 B弱电解质的电离常数只与弱电解质的本性及外界温度有关 C同一温度下，弱酸的电离平衡常数越大，酸性越强；弱碱的电离平衡常数越大，碱性越强 D多元弱酸的各级电离平衡常数是逐级减小的，且差别很大2、下列电解质在溶液中存在分子（水分子除外）的是（ ） ABa(OH)2 BCH3COOH CCa(OH)2 DNH3H2O3、将1 mol冰醋酸加入到一定量的蒸馏水中最终得到1 L溶液。下列各项中，表征已达到电离平衡状态的是（ ） A醋酸的浓度达到1 molL-1 BH+的浓度均为0.5 molL-1 C醋酸的浓度、醋酸根离子的浓度、H+的浓度均为0.5 molL-1 D醋酸分子电离成离子的速率和离子重新结合成分子速率相等4、25时，物质的量浓度均为0.1 molL-1的溶液里某些弱电争质的电离度分别为：HF为8%，HNO2为7.16%，CH3COOH为1.32%，HCOOH为4.24%。试比较以上弱酸的酸性强弱顺序。9第二节弱电解质的电离 盐类的水解导学案第二课时预习案【学习目标】1、掌握外界条件对电离平衡的影响【重点难点】 1、 影响电离平衡的因素【预习点】 影响电离平衡的因素1、内因：_2、外因条件： 温度：升高温度，平衡向_的方向移动，这是因为电离的方向是_方向，升温向_方向移动。但是电离过程的热效应_，在_变化不大的情况下，一般可不考虑温度变化对电离平衡的影响。 浓度：在一定温度下，浓度的变化会影响电离平衡。对于同一弱电解质来说，溶液越_，离子相互_结合成分子的机会越_，弱电解质的电离程度就越_。因此，稀释溶液会促使弱电解质的电离平衡向_的方向移动。 25，0.1 molL-1醋酸溶液中，CH3COOHH+CH3COO-移动方向n(H+)/molH+/molL-1pH导电能力加水加冰醋酸升温加少量NaOH固体加少量Na2CO3通入HCl 探究案1验确定某酸HA是弱电解质。两同学的方案是：甲： 称取一定质量的HA配制0.l mol / L的溶液100 mL； 用pH试纸测出该溶液的pH值，即可证明HA是弱电解质。乙： 用已知物质的量浓度的HA溶液、盐酸，分别配制pHl的两种酸溶液各100 mL； 分别取这两种溶液各10mL，加水稀释为100 mL； 各取相同体积的两种稀释液装入两个试管，同时加入纯度相同的锌粒，观察现象，即可证明HA是弱电解质。（1）在两个方案的第步中，都要用到的定量仪器是 （2）甲方案中，说明HA是弱电解质的理由是测得溶液的pH 1（选填、）乙方案中，说明HA是弱电解质的现象是 （多选扣分）a装HCl溶液的试管中放出H2的速率快；b装HA溶液的试管中放出H2的速率快；c两个试管中产生气体速率一样快。（3）请你评价：乙方案中难以实现之处和不妥之处 、 。（4）请你再提出一个合理而比较容易进行的方案（药品可任取），作简明扼要表述。【当堂检测】1、锌粒和盐酸反应，若向盐酸中加入一定量固体CH3COONa，产生H2的速率为（ ） A变快 B变慢 C不变 D先变快后变慢2、在含有酚酞的0.1 molL-1氨水中加入少量的NH4Cl晶体，则溶液颜色（ ） A变蓝色 B变深 C变浅 D不变3、用水稀释0.1 molL-1氨水时，溶液中随着水量的增加而减小的是（ ） AOH-/NH3H2O BNH3H2O/ OH- CH+OH- Dn(OH-)4、对某弱酸稀溶液加热时，下列叙述错误的是（ ） A弱酸的电离平衡右移 B弱酸分子的浓度减小 C溶液的c(OH-)增大 D溶液的导电性增强5、取pH均等于2的盐酸和醋酸各100 mL分别稀释2倍后，再分别加入0.03 g锌粉，在相同条件下充分反应，有关叙述正确的是（ ） A醋酸与锌反应放出氢气多 B盐酸和醋酸分别与锌反应放出的氢气一样多 C醋酸与锌反应在速率大 D盐酸和醋酸分别与锌反应的速率一样大第二节弱电解质的电离 盐类的水解导学案第三课时预习案【学习目标】1、掌握盐的水解原理及规律 2、掌握水解的表示方法，并能正确书写水解方程式。【重点难点】 1、盐的水解规律 2、水解方程式的书写【预习点】 1、盐类的水解定义： 在溶液中盐电离出来的_与水电离出来的_或_结合生成_的反应，叫做盐类的水解。2、盐类的水解实质： 在溶液中盐电离出来的弱酸_离子或弱碱_离子与水电离出来的_或_结合生成弱电解质，从而破坏了水的电离平衡，_了水的电离度。大多数盐的水解使得溶液中_浓度和_离子不相等，从而使溶液显示出不同程度的酸碱性。 如：醋酸钠电离产生的_可以与水电离产生的_结合成_，消耗溶液中的_，使水的电离平衡向_的方向移动，最终导致溶液中_大于_，因而CH3COONa溶液显_性。 氯化铵电离产生的_可以与水电离产生的OH-结合成_，消耗溶液中的_，使水的电离平衡向_方向移动，最终导致溶液中_大于_，因而NH4Cl溶液显_性。中和水解 盐类的水解反应可看做中和反应的逆反应：盐+水酸+碱3、盐类的水解条件 _ _4、盐类的水解特点 _；_；_；_。5、盐类的水解规律 _6、盐类的水解表示方法 （1）用化学方程式表示：_ （2）用离子方程式表示：_ （3）书写水解反应的离子方程式的注意事项 通常用“”。因为水解是中和反应的逆反应，是_。 通常不标_或_。因为水解是微弱的、无气体和沉淀生成。 剧烈的、相互促进的水解用_，标_、_。 多元弱酸根阴离子_水解，应_书写，不能合成一步。 多元弱碱阳离子水解复杂，书写其水解反应的离子方程式时，可看成_步。 探究案1、试判断下列盐溶液的酸碱性，并用离子方程式说明原因：（1）NH4Cl ：_；_（2） Na2SO3 ：_；_（3） NaF：_；_（4）Al2(SO4)3：_；_【当堂检测】1、NH4Cl溶于重水后，产生的一水合氨和水合氢离子均正确的是（ ） ANH2DH2O和D3O+ BNH3D2O和HD2O+ CNH3HDO和D3O+ DNH2DHDO和H2DO+2、已知物质的量浓度相同三种盐溶液：NaX、NaY、NaZ，它们的pH依次为：8、9、10，则这三种盐相对应的酸的酸性递减的顺序正确的是（ ） AHXHYHZ BHZHYHX CHYHXHZ DHYHZHX3、物质的量浓度相同下列溶液中，符合按pH由小到大顺序排列的是（ ） ANa2CO3 NaHCO3 NaCl NH4Cl BNa2CO3 NaHCO3 NH4Cl NaCl C(NH4)2SO4 NH4Cl NaNO3 Na2S DNH4Cl (NH4)2SO4 Na2S NaNO34、下列反应不属于水解反应或水解方程式不正确的是（ ） HCl+H2OH3O+Cl- ZnCl2+2H2O=Zn(OH)2+2HCl Na2CO3+2H2OH2CO3+2NaOH Al2(CO3)3+6H2O2Al(OH)3+3H2CO3 A B C D全部第二节弱电解质的电离 盐类的水解导学案第四课时预习案【学习目标】 掌握外界条件对盐的水解的影响，了解溶液中离子的浓度判断方法。【重点难点】 外界条件对盐的水解的影响，溶液中离子的浓度大小判断。【预习点】1、影响盐类水解的内因 盐本身的性质，组成盐的酸或碱越_，则水解程度越大。2、影响盐类水解的外因 （1）温度：因水解是_过程，故升高温度可_水解，使水解平衡向_移动，水解百分率_。 （2）浓度：增大盐的浓度，水解平衡向_移动，水解百分率_。 （3）酸碱度：向盐溶液中加入H+，可以促进_离子水解，换制_离子水解；向盐溶液中加入OH-，可以促进_离子水解，换制_离子水解。3、盐类水解的应用思考根据所学知识，完成下表。不同条件对FeCl3水解平衡的影响条件移动方向n(H+)pHFe3+水解程度现象备注升温通HCl加H2O加Fe粉加NaHCO3不同条件对CH3COONa溶液水解平衡的影响水解平衡离子方程式条件改变内容v(正),v(逆)关系平衡移动方向OH-变化增大CH3COO-v(正)_v(逆)减小CH3COO-v(正)_v(逆)增大OH-v(正)_v(逆)减小OH-v(正)_v(逆)增加CH3COOHv(正)_v(逆)减小CH3COOHv(正)_v(逆)加水v(正)_v(逆)升高温度v(正)_v(逆)降低温度v(正)_v(逆) 探究案【难点探究】如何比较溶液中微粒浓度的大小关系？1方法步骤：先计算、再反应、后考虑（注意：盐类的水解、弱电解质的电离总体程度很小，一般来说，第一步电离强于第一级水解）2任何溶液中都存在着两种守恒关系：物料守恒和电荷守恒（1）电解质溶液呈电中性，即溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等（2）电解质溶液中某一组份的原始浓度（起始浓度）应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和（一）熟练掌握两个规律1多元弱酸电离的规律，根据多元弱酸分步电离分析如在H3PO4溶液中：c（H+） c（H2PO4-） c（HPO42-）c（PO43-）和c（H+）3c（PO43-）2盐类水解的规律（二）灵活运用三个守恒1电荷守恒：电解质溶液中，无论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数。如在Na2CO3溶液中存在着：Na+、CO32、H+、OH、HCO3它们存在如下关系： c（Na+）+c（H+）=2c（CO32）+ c（HCO3）+ c（OH）2物料守恒：电解质溶液中，由于某些离子能水解或电离，使离子或分子种类增多,但某些关键性的原子总是守恒的， 如在0.10mol/LNa2CO3溶液中CO32能水解,故碳元素以CO32、HCO3、H2CO3三种形式存在，它们之间的守恒关系为：c（CO32）+ c（HCO3）+c（H2CO3）=0.10mol/L 或 c（Na+）=2c（CO32）+ 2c（HCO3）+2c（H2CO3）3质子守恒：根据水的电离H2OH+OH，可知在Na2CO3水溶液中的质子守恒关系为：H+HCO3-+2H2CO3=OH-【例】Na2S溶液中存在的下列关系，不正确的是（ ）Ac（Na）2c（S2）2c（HS）2c（H2S）Bc（Na）c（H）c（OH）c（HS）2c（S2）Cc（OH）c（H）c（HS）c（H2S）Dc（Na）c（S2）c（OH）c（HS）【当堂检测】1、在0.1 molL-1 NaHCO3溶液中，下列各关系式正确的是（ ） ANa+ HCO3- H+ OH- BNa+ + H+ = OH- + HCO3- + 2CO32- CNa+ = HCO3- OH- H+ DNa+ = HCO3- + CO32- + H2CO32、在Na2S溶液中存在如下平衡：S2-+H2OHS-+OH-，HS-+H2OH2S+OH-，若使溶液中Na+/S2-的比值变小，可加入的物质是（ ） A适量NaOH B适量盐酸 C适量KOH D适量KHS3、CH3COOH与CH3COONa等物质的量混合配制成的稀溶液，pH为4.7，下列说法错误的是（ ） ACH3COOH的电离作用大于CH3COONa的水解作用 BCH3COONa的水解作用大于CH3COOH的电离作用 CCH3COOH的存在抑制了CH3COONa的水解 DCH3COON的存在抑制了CH3COOHa的电离4某无色透明浓溶液，跟金属铝反应放出H2，试判断下列离子：Mg2+、Cu2+、Ba2+ 、H+、Ag+、SO42、SO32、HCO3、OH、NO3中，何者能存在于此溶液中： （1）当生成Al3+时，可存在 ；（2）当生成AlO2时，可存在 。